Het basisprincipe van pH-meting
De bekende en eeuwenoude nulstroommeetmethode die wordt gebruikt om chemische reactieprocessen te bepalen, is waarschijnlijk pH-meting. Over het algemeen wordt pH-meting gebruikt om de zuurgraad of alkaliteit van een oplossing te bepalen. Zelfs chemisch zuiver water heeft een kleine hoeveelheid dissociatie, en de ionisatievergelijking is: H2O H2O=H3O-OH - (1) Vanwege het feit dat slechts een zeer kleine hoeveelheid water wordt gedissocieerd, is de molaire concentratie van ionen is over het algemeen een negatieve machtsexponent. Om te voorkomen dat de negatieve machtsexponent van de molaire concentratie voor berekeningen wordt gebruikt, stelde bioloog Sorensen in 1909 voor om deze ongemakkelijke waarde te vervangen door logaritme en deze te definiëren als "pH-waarde". Wiskundig gezien wordt de pH-waarde gedefinieerd als de negatieve logaritme van de algemeen gebruikte waterstofionenconcentratie. Dat wil zeggen, pH=één log [H]
(2) Vanwege de sterke afhankelijkheid van het ionenproduct van de temperatuur is het voor de pH-waarde van procescontrole noodzakelijk om tegelijkertijd de temperatuurkenmerken van de oplossing te kennen. Alleen als het gemeten medium dezelfde temperatuur heeft, kan de pH-waarde ervan worden vergeleken. Om een reproduceerbare pH-waarde te verkrijgen, wordt voor de pH-meting gebruik gemaakt van potentiometrische analyse. De elektrode die bij de potentiaalanalysemethode wordt gebruikt, wordt een primaire batterij genoemd. De spanning van deze batterij wordt elektromotorische kracht (EMF) genoemd. Deze elektromotorische kracht (EMF) bestaat uit twee en een halve batterij. Eén van de halve cellen wordt de meetelektrode genoemd en het potentieel ervan is gerelateerd aan een specifieke ionenactiviteit; De andere halve cel is een referentie-halfcel, gewoonlijk referentie-elektrode genoemd, die meestal is aangesloten op de meetoplossing en is aangesloten op een industriële pH-meter. De standaard waterstofelektrode is het referentiepunt voor alle potentiaalmetingen. De standaard waterstofelektrode is een platinadraad die is gegalvaniseerd (gecoat) met platinachloride en omgeven door waterstofgas. De meest bekende en meest gebruikte pH-indicatorelektrode is een glaselektrode. Het is een glazen buis met aan het uiteinde een pH-gevoelige glasfilm. De buis is gevuld met KCI-bufferoplossing die verzadigd AgCI bevat, met een pH-waarde van 7. Het potentiaalverschil dat aan beide zijden van de glasfilm bestaat en de pH-waarde weerspiegelt, volgt de formule van Nernst: E=Eo. 1n [H3oq (3) n.] In de formule is E het potentieel; E is de standaardspanning van de elektrode; R is de gasconstante; T is de Kelvin-temperatuur; F is de constante van Faraday; N is de valentie van het gemeten ion; [HO] is de activiteit van het HO-ion. Zoals uit de bovenstaande vergelijking blijkt, bestaat er een bepaald verband tussen de potentiële E en de activiteit en temperatuur van HO-ionen. Bij een bepaalde temperatuur kan het meten van de potentiële E ln [HO] berekenen (omgezet in een log [HO] om de pH te verkrijgen), wat het basisprincipe is van pH-detectie. In de Nernst-formule speelt temperatuur een belangrijke rol als variabele. Naarmate de temperatuur stijgt, zal de potentiële waarde ook toenemen. Voor elke temperatuurstijging van 1 graad veroorzaakt dit een potentiële verandering van 0,2 mV/pH. De pH-waarde, weergegeven door de pH-waarde, varieert met 0.0033 per LPH per I~C. Dit betekent dat het voor metingen rond 20-30 graden en 7pH niet nodig is om temperatuurveranderingen te compenseren; Voor toepassingen met temperaturen hoger dan 30 graden of lager dan 20 graden en pH-waarden groter dan 8 of lager dan 6 moeten temperatuurveranderingen worden gecompenseerd.
